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Soluzionidegli esercizi
2 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
CAPITOLO
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CAPITOLO 1LE MISURE E LE GRANDEZZE1Soluzioni capitolo 11. Il Sistema Internazionale di unità di misura
5 a) 0,0000000153 m (1,53 · 10–8 m); b) 0,074 m (7,4 · 10–2 m);
c) 50 m; d) 9,68 m
6 a) 4,5 kg; b) 8 · 10–10 kg;
c) 7,8 kg; d) 1,35 · 10–5 kg
7 a) 144 000 s; b) 3360 s; c) 0,120 s; d) 43 200 s
8 a) 6 · 10–4 m3;
b) 3 · 1010 m3; c) 9 · 105 m3; d) 4,5 · 10–8 m3
2. Grandezze estensive e grandezze intensive10 Intensiva
13 0,025 N
15 5 kg
17 0,873 g/cm3
18 0,78 cm3
19 0,0893 g/L
20 9,9 g
21 5,7 · 102 cm3
22 1,28 · 10–3 g/cm3
23
Oggetto Dimensioni Massa
iceberg 12 m3 1,1 � 107 g
piano di cucina in granito 60 cm � 120 cm � 4,0 cm da 7,3 � 104 g
a 8,8 � 104 g
olio di oliva 1,0 L 9,2 � 102 g
aria in una stanza 4,0 m � 4,5 m � 2,7 m 6,3 � 104 g
doppio vetrodi una finestra 100 cm � 40 cm � 5,0 mm da 5,0 � 103 g
a 5,6 � 103 g
3. Energia: la capacità di compiere lavoro e di trasferire calore24 Potenziale
L’energia potenziale si converte in energia cinetica man mano che il vago-ne percorre la discesa.
25 1. F; 2. V; 3. F; 4. V; 5. F; 6. V
4. La temperatura e il calore27 a) 298,15 K;
b) 313,15 K; c) 198,15 K; d) 73,15 K
28 a) 76,85 °C; b) –193,15 °C;
c) 576,85 °C; d) –153,15 °C
30 2,4 · 103 J
31 1 kcal
32 2,5 · 105 J
33 3,1 · 102 J
34 30 °C
35 Alluminio
36 1,0 · 1017 J
5. Misure precise e misure accurate39 a) 4; b) 6; c) 5; d) 3; e) 3; f) 7
40 a) 3 cifre significative; 4,77 · 10–5 m3; b) 3 cifre significative; 1,10 · 104 g;
c) 2 cifre significative; 2,4 · 1011 nm; d) 3 cifre significative; 5,67 · 105 mL; e) 2 cifre significative; 5,5 · 105 cm2; f) 3 cifre significative; 26,8 °C
41 x = 11,2083 g ea = 0,04
x arrotondato = 11,21 intervallo = 11,21 ± 0,04 er = 0,00357 4
CAPITOLO
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CAPITOLO 1LE MISURE E LE GRANDEZZE 1
42 a) 21,0 cm � 29,7 cm = 624 cm2
b) 0,70 kg � 9,6 kg = 10,3 kg c) 0,70 g : 0,050 mL = 1 � 10 g/mL d) 420 m : 30 s = 14 m/s
REVIEW
1 L’energia cinetica della prima macchina è doppia rispetto a quella della seconda macchina.
2 Il fosforo bianco
3 a) 6,98 · 102; b) 8,23 · 104;
c) 2,5 · 10–4; d) 2,003 · 100
4 202,0 K 184,0 K
5 206 g
6 d = 0,79 g/cm3: potrebbe essere alcol etili-co.
7 0,171 cm3
8 Il risultato è 1,8 g: la seconda cifra non è significativa.
9 0,915 g/cm3
10 Quello grigio è il primo oggetto, con volu-me maggiore.
Ha usato più argento. Argento/oro = 2,4 (rapporto in volu-
me); oppure 70% volume argento, 30% volume oro
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CAPITOLO 2LE TRASFORMAZIONI FISICHE2Soluzioni capitolo 21. Gli stati fisici della materia
1 Lo stato aeriforme
2 Lo stato solido
3 Lo stato liquido
4 Stato solido: forma e volume definiti. Stato liquido: forma del recipiente e volu-
me definito. Stato aeriforme: forma e volume del reci-
piente. In tutti gli stati, si considera costante la
massa
5 –20 °C corrispondono a 253,15 K, tempe-ratura superiore a quella di fusione.
6 Tf = 273 K; Teb = 373 K teb – tf = 100 °C – 0 °C = 100 °C;
Teb – Tf = 373 K – 273 K = 100 K
7 3 L; 100 g
2. I sistemi omogenei e i sistemi eterogenei8 b)
9 Un sistema omogeneo è costituito da una sola fase, con proprietà intensive unifor-mi.
Un sistema eterogeneo si compone di due o più fasi, ognuna delle quali con proprie-tà intensive caratteristiche.
10 La fase è una porzione di materia fisica-mente distinguibile e delimitata che ha proprietà uniformi. Due o più fasi diverse possono appartenere allo stesso stato fisi-co (per esempio, olio e acqua).
3. Le sostanze pure e i miscugli11 d)
15
Sistema Omogeneo/eterogeneo
Componenti
latte eterogeneo
monile in oro omogeneo
dentifricio
omogeneo/eterogeneoa secondadel tipo
zucchero da tavola omogeneo
4. I passaggi di stato16 Il volume dei solidi è generalmente mino-
re di quello dei liquidi, a eccezione dell’ac-qua (da intendersi a parità di massa).
17 d)
18 d), c)
19
Sostanza tf (°C) teb (°C) Stato fisico
A 645 1300 solido
B 27 59 liquido
C 2165 292 aeriforme
20 d)
21 1. V; 2. V; 3. F
22 a)
23
Processo Caratteristiche Passaggiodi stato
riscaldare il ferro solido
da 25 °C a 1600 °CTf = 1808 K fusione
raffreddare il vapore acqueo
a 1 atm e da 120 °C a 25 °C condensazione
raffreddare l’acqua liquida
a 1 atm e da 300 K a 255 K solidificazione
riscaldare l’acetone
da 25 °C a 70 °C; Teb = 329,4 K ebollizione
CAPITOLO
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2CAPITOLO 2
LE TRASFORMAZIONI FISICHE
5. I principali metodi di separazione di miscugli e sostanze
24
Componente e miscuglio
Tipo dimiscuglio
Tecnica (o tecniche) di
separazione
coloranti da una bibita omogeneocromatografiaoppureestrazione
polvere dall’aria eterogeneo filtrazione
acqua dall’acqua marina omogeneo distillazione
25 b)
26 1. F; 2. V; 3. F; 4. V; 5. V
27 Separando la limatura di ferro con una calamita
28 Se si aggiunge acqua, NaCl va in solu-zione.
A questo punto i componenti del miscu-glio possono essere separati per filtra-zione.
29 Sono più ricche del liquido sconosciuto.
30 B, C, E A, D
C, E A e D; C, D ed E
REVIEW
1 Per decantazione o per centrifugazione
2 I coloranti sono consentiti dalla legge.
3 Pressione osmotica; superiore; non si forma; supera; sulla superficie del liquido.
4 a) –1); b) –5); c) –4); d) –6);
e) –3); f) –2)
6 a)
7 Con aggiunta di acqua, filtrazione, distilla-zione
8 La sabbia può essere separata per filtra-zione; acqua e olio si separano per decan-tazione o centrifugazione. Per separare i pigmenti fotosintetici si usa la cromato-grafia.
9 Il punto di ebollizione è una proprietà caratteristica di ciascuna sostanza.
11 Si estrae la caffeina con cloroformio e si porta la miscela a 62 °C, in modo da rag-giungere la temperatura di ebollizione del cloroformio, che diviene vapore.
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3CAPITOLO 3LE TRASFORMAZIONI CHIMICHE
Soluzioni capitolo 31. Dalle trasformazioni fisiche alle trasforma-
zioni chimiche2 Quattro fisiche e una chimica
4 1. F; 2. V; 3. V
2. Gli elementi e i composti9 Idrogeno (H), zolfo (S), ossigeno (O)
10 Sodio (Na), zolfo (S), ossigeno (O)
11 Potassio (K), ossigeno (O), idrogeno (H)
12 a) Sodio, cloro; b) idrogeno, ossigeno;
c) carbonio, idrogeno, ossigeno; d) carbonio, idrogeno; e) azoto, idrogeno
3. La tavola periodica15 I metalli occupano la parte sinistra e la
parte centrale della tavola periodica. Sono lucenti, duttili, malleabili, solidi a tempe-ratura ambiente (tranne Hg), buoni con-duttori dell’elettricità e del calore.
16 I non metalli si collocano in alto a destra nella tavola periodica. Sono caratterizzati dal non avere proprietà metalliche.
17 I semimetalli si collocano lungo la linea di separazione fra metalli e non metalli. Sono caratterizzati da proprietà intermedie fra quelle degli altri due gruppi di elementi; per esempio, sono semiconduttori.
18 K: potassio; Cu: rame; Na: sodio; N: azoto; P: fosforo; S: zolfo; W: tungsteno; Au: oro; Mn: manganese
19 Magnesio: Mg; calcio: Ca; piombo: Pb; azoto: N; fosforo: P; manganese: Mn; iodio: I; zinco: Zn; potassio: K
20 b) Ar è un non metallo.
21 Sono 89. Gli elementi non possono essere in numero illimitato.
Il numero di composti supera i 10 milioni. Non possono essere in numero illimitato.
Due Sì
REVIEW
1 Una trasformazione fisica
2 A una trasformazione chimica che produ-ce un gas
3 Una trasformazione chimica
4 Una trasformazione chimica. Si produce un gas.
5 Una trasformazione chimica. Si produce un gas e si forma una polvere di aspetto diverso dai cristalli iniziali.
6 a) Proprietà fisica; b) proprietà fisica;
c) proprietà chimica; d) proprietà chimica; e) proprietà fisica; f) proprietà fisica
7 75%
8 La pellicola superficiale si forma per aggregazione (coagulazione di proteine caseine).
La pellicola, isolando il latte sottostan-te, determina un aumento della tempe-ratura e della tensione di vapore, con la conseguente fuoriuscita del latte.
CAPITOLO
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4CAPITOLO 4
DALLE LEGGI DELLA CHIMICA ALLA TEORIA ATOMICA
Soluzioni capitolo 42. La nascita della moderna teoria atomica
3 a), e), f)
5 623,3 g
6 40 g
7 64 g
8 20,7 g
10 3,3 g di zolfo si combinano con 5,0 g di ossigeno; si ottengono 8,3 g di anidride solforica.
11 40 g
12 14,9 g
13 Con 10 g di idrogeno si combinano 160 g di zolfo e 320 g di ossigeno.
16 46,7%; 30,3%
17 4,9 g
18 18 kg
19 40 g; 53%
20 2 Sì
3. La teoria atomica e le proprietà della materia22 H2SO4
25 No; 1 : 1
26 FeCO3
27 CaI2
28 b)
4. La teoria cinetico-molecolare della materia29 Perché sono maggiori le forze di coesione
da vincere.
REVIEW
1 1,67 · 103 kJ
3 58,6 g
4 Melting point; freezing point
5 200 g 72 g
10,25 g 20,0%
6 75%
7 Sn(OH)2 : massa Sn = 115,5 kg = 1,2 · 102 kg Sn(OH)4 : massa Sn = 96 kg = 9,6 · 10 kg
8 Lo zolfo Il rame
0,75 g Lo zolfo
9 Massa ammoniaca = 283 g; massa fosfina = 567 g;
massa arsina = 1300 g = 1,3 · 103 g
10 Perché l’aeriforme si espande a occupare tutto il volume interno dell’armadio.
11 274 g di ossigeno; 5,7 g di idrogeno
12 L’elemento in eccesso è lo zolfo; massa S in eccesso = 1,02 g; massa ZnS = 2,98 g
13 Il bromo è in eccesso; ne rimangono 27,8 g.
14 Massa cloro I composto = 0,36 g; massa cloro II composto = 0,52 g
Massa Cu/massa Cl I composto = 1,8; massa Cu/massa Cl II composto = 0,92
In alternativa: massa Cl/massa Cu I composto = 0,56 massa Cl/massa Cu II composto = 1,08 1,78/0,92 = 1,93 � 2 (circa) La legge di Dalton è verificata in prima
approssimazione.
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5CAPITOLO 5LA QUANTITÀ CHIMICA: LA MOLE
Soluzioni capitolo 51. La massa atomica e la massa molecolare
1 a)
2 1. F; 2. V; 3. V
6 a) 98,09 u; b) 262,87 u; c) 63,02 u; d) 238,98 u; e) 40,00 u; f) 342,17 u;
g) 142,05 u; h) 164,10 u
7 74,55 u
8 16,05 u
9 H2O O2
No
2. Contare per moli10 La mole
11 g/mol
13 1. F; 2. F; 3. F; 4. F
16 a) 65,37 g/mol; b) 197,0 g/mol; c) 200,6 g/mol; d) 107,9 g/mol
17 2,92 mol
18 320,7 g
19 511 g
20 a) 0,167 mol; b) 0,157 mol; c) 1,56 mol; d) 0,195 mol
21 175 u
25 a) 5,27 · 1023; b) 2,60 · 1023; c) 8,73 · 1023; d) 3,61 · 1024
26 5,00 mol
27 SO3: 9,0 · 1024; H3PO4: 2,4 · 1025
28 1,0 · 1024
29 5,15 · 1024
30 147 g
31 3,3 · 1024 atomi di idrogeno; 1,3 · 1024 atomi di carbonio
32 97,5 u
3. Le formule chimiche34 Na 30,88%; Cl 47,62%; O 21,50%
35 56,58%
36 Co 43,75%; Mo 47,48%; Cl 8,77%
37 C2H4
38 150,54 g
39 8,5 g
40 2294 kg
41 a) SO2; b) AgF; c) Na2SO4; d) Mg(OH)2
42 C10H12N2O
44 a) N2O4; b) C2H2O4; c) HNO3; d) P4O8
45 C2H6O2
REVIEW
1 97,23%
2 2,16 mol
3 7,3650 · 1023
4 0,58 L
5 35%
6 P 22,94%; Cl 77,06%
7 CH3; C2H6
8 Al 75,9%; Mg 16,2%; Cu 7,91% 189,8 kg di Al; 40,4 kg di Mg; 19,8 kg di
Cu 10,5 kg
CAPITOLO
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6CAPITOLO 6
DALLE LEGGI DEI GAS AL VOLUME MOLARE
Soluzioni capitolo 61. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare
2 1. F; 2: F; 3. V
2. La pressione dei gas4 Atmosfera, millimetri di mercurio; pascal
5 a) 745 mmHg; b) 0,0124 mmHg;
c) 674 mmHg
6 a) 6,6 · 104 Pa; b) 2 · 105 Pa;
c) 3 · 102 Pa; d) 1,06 · 105 Pa
7 a) 2,5 · 103 mbar; b) 104 mbar;
c) 263 mbar
8 a) 2,96 atm; b) 1,035 atm;
c) 14,8 atm; d) 0,69 atm
3. La legge di Boyle9 a)
10 La pressione raddoppia
12 0,33 atm
13 50,0 mL
14 100 L
15 28,66 atm
4. La legge di Charles19 65,4 L
20 211 K
21 391 mL
22 231 mL
23 1,21 · 103 K
24 308 K (35 °C)
25 V2 = 0,877 V1
26 423 K (153 °C)
5. La legge di Gay-Lussac27 p / T = k
28 a, c, d
30 153 °C
31 378 K (105 °C)
32 TH2 = 156 K; TO2 = 144 K
33 427 K (154 °C)
34 0,63 kPa
6. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro36 Volumi uguali di gas diversi, alle stesse
pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole.
40 1 : 1
41 3
42 c)
43 35 L
44 5 L
45 5
7. Quanto pesano un atomo o una molecola?47 Il vapore acqueo ha massa molecolare pari
a 18 u, quindi minore densità.
48 L’idrogeno è una molecola biatomica.
50 a) 28 u; b) 67 u;
c) 17
51 130 g
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CAPITOLO 6DALLE LEGGI DEI GAS AL VOLUME MOLARE652 Sì: il pallone avrà una spinta verso l’alto di
386 kg.
53 MMcalcolata ≈ 60 u; MMSO2 = 64 u; il com-posto è SO2.
54 1,15 In accordo con la tavola periodica
55 4,6 · 104 g
8. I gas e il volume molare59 777 L
60 a) 44,8; b) 11,2 L;
c) 1,0 · 103 L
61 6,40 g
62 44,6 mol
63 2,7 · 1022
64 30 g/mol
65 Cl2
9. L’equazione di stato dei gas perfetti67 20 mol
68 67 L
69 p = 1,16 atm
70 12,1 L
71 44,3 u
72 130 g
73 a) 5,1 K b) 0,13 mol
74 NH3 Contengono tutte lo stesso numero di
molecole.
75 b)
76 32 u
77 5,5 g/L
78 63,4 u
10. La legge delle pressioni parziali di Dalton80 3,8 atm
81 0,33 atm
82 pSO2 = 1,78 atm; pNe = 1,33 atm;
pH2 = 0,89 atm
83 pCO2 = 1,1 atm; pN2 = 2,4 atm
84 No
REVIEW
1 19,5 mol
2 0,138 L o 138 mL
3 1,30 atm
4 Il volume aumenta perché la pressione diminuisce.
5 5,4 g
6 No
7 0,056 L
8 CO2
9 H 14% e C 86% C3H6
CAPITOLO
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7CAPITOLO 7
LE PARTICELLE DELL’ATOMO
Soluzioni capitolo 71. La natura elettrica della materia
4 Lo sfregamento tra l’aria e il carrello, soprattutto nelle giornate ventose e sec-che, provoca l’accumulo di cariche elet-trostatiche sulla sua superficie, generando un potenziale.
Siccome il corpo umano si trova a un potenziale differente, la differenza di potenziale genera la scossa, cioè un lieve passaggio di corrente tra il carrello e il corpo umano. Poiché la plastica si elettriz-za in misura minore rispetto al metallo, in questo caso la scossa non è percepibile
2. Le particelle fondamentali6 James Chadwick
8 1837 elettroni No
Il roentgenio
9 6,023 · 1023
3. I modelli atomici di Thomson e Rutherford11 d)
12 b)
4. Numero atomico, numero di massa e isotopi 14 Protoni e neutroni che costituiscono il
nucleo
20 9
21 16 protoni e 16 neutroni
22 18 protoni, 22 neutroni, 18 elettroni
23 a) Zn; b) F; c) Sb; d) Br; e) K
5. I tipi di decadimento radioattivo 27 particelle �
28 Nuclei con numero atomico > 83 e numero di massa > 220
29 Il numero atomico diminuisce di 2 unità,il numero di massa diminuisce di 4 unità.
30 Decadimento �+: cattura di e– o emissio-ne di elettroni positivi
32 particella �–
33 17 190 anni
34 16,00 u
35 28 giorni
36 0,5 g
37 Perché l’esame si realizza in breve tempo e si scelgono elementi la cui radioattività si esaurisca in breve tempo per evitare che rimangano troppo a lungo nel corpo.
38 L’elemento A 2 · 106 anni
Elemento A = 3 · 1023 atomi; elemento B = 2,5 · 1023 atomi
REVIEW
1 6,25 g
2 a)
3 11 protoni; 11 elettroni
4 A = 27
5 54 neutroni
6
p+ e– n°3517Cl 17 17 183517Cl 17 17 20
7
Isotope Numberof protons
Numberof electrons
Numberof neutrons
Si-28 14 14 14
Si-29 14 14 15
Si-30 14 14 16
12 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
CAPITOLO
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7CAPITOLO 7LE PARTICELLE DELL’ATOMO
8 69,723 u
9 16 giorni = 2t1/2
10 a)
11 a)
CAPITOLO
13La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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8CAPITOLO 8
LA STRUTTURA DELL’ATOMO
Soluzioni capitolo 81. La doppia natura della luce
1 Il fenomeno della diffrazione, che genera le frange di interferenza visibili.
2 Fotoni
3 Frequenza e lunghezza d’onda sono inver-samente proporzionali, secondo la seguen-te relazione:
c = � · �
6 3 · 104 m
7 3,4 · 10–26 J
8 3,8 · 10–19 J
9 Colore azzurro; E = 4,42 · 10–19 J
2. L’atomo di Bohr10 Lo spettro continuo contiene tutte le lun-
ghezze d’onda del campo visibile ed è caratteristico di solidi e liquidi.
Lo spettro a righe contiene solo alcune lunghezze d’onda ed è caratteristico dei gas rarefatti.
12 a)
13 a)
3. Il modello atomico a strati14 Descrive il livello energetico dell’orbita
dell’elettrone per l’atomo di idrogeno.
15 2 · n2
16 6
17 18
18 3
19 14
4. La configurazione elettronica degli elementi22 a) Sì;
b) non esiste il 2d: l’orbitale d compare per n � 3;
c) l’orbitale s non può contenere 3 elet-troni, al massimo 2;
d) non esiste il livello n = 8 nello stato fondamentale.
23 a) Z = 7, azoto; b) Z = 11, sodio;
c) Z = 25, manganese; d) Z = 34, selenio
24 a)
25
N°atomico
N°neutroni
N°massa Simbolo isotopo Configurazione
elettronica
Z = 31 N = 38 A = 69 6931Ga 1s22s22p6
3s23p63d114s24p1
Z = 53 N = 74 A = 127 12753I 1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p5
Z = 15 N = 16 A = 31 3115P 1s22s22p63s23p3
Z = 11 N = 12 A = 23 2311Na 1s22s22p63s1
Z = 19 N = 21 A = 40 4019K 1s22s22p63s23p64s1
Z = 23 N = 28 A = 51 5123V 1s22s22p63s23p63d34s2
5. Il modello a orbitali27 L’orbitale è la regione dello spazio dove è
più probabile trovare un elettrone.
28 Il neon
14 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 8LA STRUTTURA DELL’ATOMO829
2s1s
1s1s
2s1s 2p 2s1s 2p
2s1s 2p2s1s 2p
2s1s 2p2s1s 2p
H: He:
Li:2s1s
Be:
B: C:
N: O:
F: Ne:
30
2s1s 2p
2s1s 2p
F�:
Mg2�:
31 6 orbitali: 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s
REVIEW
1 17Cl = 1s22s22p63s23p5
2 Nove orbitali completi
3 28Ni = 1s22s22p63s23p63d84s2
4 19K+ = 1s22s22p63s23p6 ; 8O2– = 1s22s22p6
5 Ossigeno, alluminio
6 7,6 · 1024
7 492 nm Zona visibile
8 5,09 · 1014 Hz 2,03 · 105 J
CAPITOLO
15La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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9CAPITOLO 9
IL SISTEMA PERIODICO
Soluzioni capitolo 91. Verso il sistema periodico
2 Il germanio
2. La moderna tavola periodica6 VI gruppo (16), quarto periodo
7 a) N; b) B; c) Rb; d) Br
8 F; Na
9 c)
3. Le conseguenze della struttura a strati dell’atomo13 C
14 Ca KrI S KClBe Na
15 X
16 X
17 V; IV; II
18 Cl
4. Le proprietà periodiche19 È l’energia che serve a rimuovere una
mole di elettroni da una mole di atomi di un elemento che si trova allo stato aerifor-me.
Aumenta da sinistra a destra e dall’alto verso il basso.
20 L’affinità elettronica aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
24 L’energia di affinità elettronica
25 L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
27 Il potassio
28 Al IV gruppo
31 Bromo, arsenico, germanio, gallio, calcio e potassio
32 a) Fluoro, bromo, carbonio, cobalto, magnesio, sodio;
b) fluoro,cloro, carbonio, ferro, calcio, potassio
33 a) 1; b) 2; c) 7; d) 3; e) 4
34 Na È relativamente facile allontanare il
primo elettrone; serve energia di un ordine di grandezza superiore per allontanare il secondo, e un’energia maggiore, ma dello stesso ordine di grandezza rispetto al valore preceden-te, per allontanare il terzo.
35
P K
36 1s2 2s22p6 3s23p3 ; il primo salto corrisponde al passaggio dal
terzo al secondo livello, il secondo salto al passaggio dal secondo al primo
5. Metalli, non metalli e semimetalli37 a) Non metallo;
b) non metallo; c) non metallo – gas nobile; d) non metallo; e) semimetallo; f) non metallo; g) metallo – alcalino-terroso; h) non metallo – alogeno; i) metallo – alcalino; l) non metallo – gas nobile; m) non metallo; n) metallo – alcalino-terroso; o) non metallo; p) non metallo – alogeno; q) metallo – alcalino
38 d)
16 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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4
Simbolo Z Gruppo Periodo Metallo, non metallo, semimetallo
Elettronidi valenza
Simbolodi Lewis
As 33 V 4 semimetallo 5 As
I 53 VII 5 non metallo 7 I
K 19 I 4 metallo 1 K
5
Simbolo dell’elemento
Numerodi protoni
Numerodi elettroni
Numero degli elettroni di valenza
Metallo/non metallo/semimetallo
Simbolodi Lewis
Na 11 11 1 metallo Na
F 9 9 7 non metallo F
Ca 20 20 2 metallo Ca
Al 13 13 3 metallo Al
S 16 16 6 non metallo S
CAPITOLO 9IL SISTEMA PERIODICO939 I primi hanno bassa energia di ionizzazio-
ne, i secondi le maggiori energie di affinità elettronica.
40 Kr Rb
6. Gli elementi della vita41 O, C, H, N
44 Sono 10: O, C, H, N, Ca, P, K, S, Cl, Na.
REVIEW
3 B3+: 1s2
F–: 1s22s22p6
P: 1s22s22p63s23p3
FB P3+ –
CAPITOLO
17La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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10CAPITOLO 10
I LEGAMI CHIMICI
Soluzioni capitolo 101. I gas nobili e la regola dell’ottetto
1 Un atomo è particolarmente stabile quan-do ha 8 elettroni nello strato di valenza.
2 Ciò avviene perché hanno già lo strato di valenza completamente riempito.
3 3
5 1s22s22p6; il livello più esterno è il secon-do; gli elettroni di valenza sono 8.
5 a) Cede 2 elettroni; b) acquista 2 elettroni;
c) non acquista né cede elettroni; d) acquista 1 elettrone. a) e b) Argon 1s22s22p63s23p6; c) elio 1s2; d) neon 1s22s22p6
6 Mg, magnesio Metallo
Cede 2 elettroni per raggiungere l’ot-tetto.
7 Gruppi I, II, III → cedono rispettivamen-te 1, 2 e 3 elettroni (in rosso); gruppo IV possono cedere o acquistare elettroni; gruppi V, VI, VII → acquistano rispetti-vamente 3, 2 e 1 elettroni (in nero); grup-po VIII → non cedono né acquistano elettroni.
8 Ne; Ne; Ne; Kr; Ar; Ne; Xe
2. Il legame covalente9 La valenza rappresenta il numero di elet-
troni che un atomo guadagna, perde o mette in comune quando si lega con altri atomi.
10 Il legame covalente si forma quando due atomi mettono in comune una coppia di elettroni.
12 Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni comuni è fornita da uno solo degli atomi partecipanti al legame.
14 FF
O O
N N
1 legame;
2 legami;
3 legami.
15
ClO OH
HSO O
O
H
16
BrHa)
b) P OO
PO
c) ClO OO
O
O
Cl OO
O
O
d) O OC
3. La scala dell’elettronegatività e i legami19 Cs, Mg, H, S, O, F
21 c), e), b), d), a)
22 a) Polare; b) polare;
c) non polare; d) polare; e) non polare
23
CH
HH Ha) SO O
NO O N OO
O
b)
SiH
HH Hc) d)
PCl ClCl
e)
18 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 10I LEGAMI CHIMICI1024
a)
NO NO
O
N HO Oc) d)
e)
SO O HOH
Ob) PO O HH
OH
O
SiCl ClCl
Cl
BrBr f)
25
H N
H
H legami covalenti polari
NH3 � H H N
H
H
H ione ammonio
�
�
5. I composti ionici34 a) covalente polare
b) covalente polare c) ionico d) ionico e) covalente polare
35 a) K2O; b) CaO;
c) NaF; d) MgCl2; e) Al2O3
36
+[ F ]–
[ F ]– Mg
b) K + Cl [K]+ [ Cl ]–
d) Na + Br [Na]+ [ Br ]2–
c) Mg + O [Mg]2+ [ O ]2–
a) [Mg]2+ F
F
6. Il legame metallico37 Nella figura a destra il legame ionico, nella
figura a sinistra il legame metallico.
38 a)
39 2 elettroni; Ca2+
40 a. V; b. V; c. F; d. F; e. F
7. La tavola periodica e i legami tra gli elementi41 Perché il legame covalente consente a
entrambi contemporaneamente di acqui-stare elettroni per completare l’ottetto.
42 Gli alogeni possono instaurare legami ionici con elementi del I, II e alcuni del III gruppo; legami covalenti con elementi del IV, V, VI, VII e alcuni del III gruppo.
43 I metalli alcalini possono instaurare lega-mi ionici con gli elementi del VII, VI, V e alcuni del IV gruppo.
44 Na e F NaF
Legame ionico; solido
8. La teoria del legame di valenza51
+H Cl H Cl
H Cl
REVIEW
1 Na O Na [Na]+2 [ O ]2–
Composto ionico; legame ionico e = 3,44 – 0,93 = 2,51
2 a) covalente puro e = 0,35, CH4; b) covalente puro e = 0,38, H2S;
c) ionico e = 2,55, BaO; d) covalente puro e = 0, Br2
CAPITOLO
19La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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10CAPITOLO 10
I LEGAMI CHIMICI
3
Ba
[Ba]2+ [Cl]–2
Cla) Cl
b) H ! H
c) Cl ! Cl
d) O " C ! O ! H&
O&
H
4
Ba2+ [Ba]2+
O ! C ! O'
O
2–
CO32–
5 Il composto ionico rende l’acqua condut-trice di elettricità.
6 Noble gases have 8 electrons in their valence shell, so they don’t need to com-bine themselves with other elements to reach the stability.
7 Covalent bond (polar or not polar); dative covalent bond
8 Electrostatic
9 Perché la regola dell’ottetto non è rispet-tata e il livello più esterno di Na2+ e O3– non è completo.
10 Ione idronio
H ! O ! H
H
11
Cl !! B O ! H&&
&& &
H
Cl
Cl
20 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 11LA FORMA DELLE MOLECOLE E LE FORZE INTERMOLECOLARI11Soluzioni capitolo 111. La forma delle molecole
3 b)
4 d)
5 a)
AlH HH
b) NH O c)
C
HOH
H
H
tetraedrica
d)
C
HH H
H
tetraedrica
6
H H N
H
H
H N
H
H
H
2. Molecole polari e non polari7 I2 è apolare come CCl4.
8 H2O
9
MolecolaDisegna la
struttura della molecola
Contiene dei legami
polari
La molecola è polare?
CO2 O OC Sì No
H2OO
H H Sì Sì
N2 N N No No
10 a) Polare; b) polare;
c) polare
11 CH4 tetraedrica apolare
H C
H
H
H
NH3 piramidale polare
H N
H
H
3. Le forze intermolecolari12 Le forze di London
13 Legame a idrogeno Più forte
15 SENZA SOLUZIONE Il legame a idrogeno è importante per sol-
vatare i soluti e per favorire la dissoluzione in acqua.
16 Nel ghiaccio le molecole di H2O sono disposte in un reticolo esagonale con spazi «vuoti» al centro che fanno sì che la den-sità sia minore di quella dell’acqua.
18 HF dà legami a ponte di idrogeno (i lega-mi intermolecolari più forti), per cui la coesione fra le molecole è maggiore.
4. Le attrazioni fra atomi e fra molecole21 I legami covalenti sono legami interatomi-
ci e sono dovuti a una condivisione di elettroni.
Gli atomi legati sono molto vicini. I legami a idrogeno sono intermolecola-
ri, non c’è condivisione di elettroni e gli atomi interessati sono più lontani.
REVIEW
1 No, perché sarebbe una struttura simme-trica.
2
FBr
a) BrF
C
HH
N
H
b) N(CH3)3
C
HH
H
N
C
c) CCl4
ClC
H
H
H
ClClCl
CAPITOLO
21La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 11LA FORMA DELLE MOLECOLE E LE FORZE INTERMOLECOLARI 11
3 Il diverso comportamento è dovuto alla differente viscosità dei liquidi in esame.
4 Perché il ghiaccio presenta una densità minore rispetto all’acqua.
5 Le molecole sono entrambe lineari. È più polare HBr, per la differente elettronega-tività di H e Br.
6 I solidi ionici conducono corrente in solu-zione o in fase liquida perché gli ioni sono liberi di muoversi. In fase solida, invece, gli ioni non possono muoversi, e quindi i solidi non conducono elettricità.
7 CS2 S C S struttura senza doppietti liberi sostituenti
intorno all’atomo centrale uguale → apo-lare
CH3Cl H C
H
Cl
H
struttura tetraedrica, senza doppietti elet-tronici liberi, sostituenti intorno all’atomo centrale diversi → polare
Na2O ONa Na
2–
composto ionico → polare
SO2 O S SO O O–
⇒
struttura piegato un doppietto elettronico libero → polare
22 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 12LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI12Soluzioni capitolo 121. La valenza e il numero di ossidazione
1 La valenza di un atomo è il numero di legami che esso è in grado di formare.
2 Il numero di ossidazione rappresenta la carica formale che ogni atomo (in una molecola o in uno ione poliatomico) assu-merebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo.
3 0 (zero)
4 0 (zero)
5 In generale: i metalli tendono a trasfor-marsi in cationi e i non metalli in anioni.
6 Ca2+ e 2Br–
7 +5 –2
8 –4
9 +6
10 a) +1 b) –2 c) +4 d) +1
e) +4 f) +4 g) +1 h) +2 i) 0 l) +4 m) +3 n) +2 o) –2 p) –3 q) +2
11 a) +1 b) +4 c) +7 d) +4
e) +4 f) –3 g) +5 h) +6 i) +7 l) –3 m) +5 n) +6
2. Leggere e scrivere le formule12
Ione ClO3� n.o. NO2
� n.o.
Ag� AgClO3 Ag�1; Cl�5; O�2 AgNO2 Ag�1; N�3; O�2
Fe3� Fe(ClO3)3 Fe�3; Cl�5; O�2 Fe(NO2)3 Fe�3; N�3; O�2
Ca2� Ca(ClO3)2 Ca�2; Cl�5; O�2 Ca(NO2)2 Ca�2; N�3; O�2
Pb2� Pb(ClO3)2 Pb�2; Cl�5; O�2 Pb(NO2)2 Pb�2; N�3; O�2
Sn4� Sn(ClO3)4 Sn�4; Cl�5; O�2 I Sn(NO2)4 Sn�4; N�3; O�2
Ione PO43� n.o. SO3
2� n.o.
Ag� Ag3PO4 Ag�1; P�5; O�2 Ag2SO3 Ag�1; S�4; O�2
Fe3� FePO4 Fe�3; P�5; O�2 Fe2(SO3)3 Fe�3; S�4; O�2
Ca2� Ca3(PO4)2 Ca�2; P�5; O�2 CaSO3 Ca�2; S�4; O�2
Pb2� Pb3(PO4)2 Pb�2; P�5; O�2 PbSO3 Pb�2; S�4; O�2
Sn4� Sn3(PO4)4 Sn�4; P�5; O�2 Sn(SO3)2 Sn�4; S�4; O�2
13 a) cloruro di sodio b) ossido di diidrogeno
c) ossido di calcio d) fluoruro di sodio e) ioduro di argento f) triidruro di fosforo g) dibromuro di magnesio h) triossido di diboro i) tetraidruro di silicio l) monossido di carbonio
m) diossido di carbonio n) trisolfuro di diantimonio o) esafluoruro di xenon p) diioduro di piombo q) esaidruro di diboro r) tetracloruro di silicio s) tetraidruro di carbonio t) tricloruro di alluminio u) pentossido di dicloro v) diossido di diidrogeno
CAPITOLO
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14 CO2
4. La nomenclatura dei composti binari18 Ossidi acidi: c) e d); ossidi basici: a) e b)
19 a) Un ossido acido; b) un ossido basico
20 Composti salini: b) e d); molecolari: e) e f);
idracidi: a) e c)
22 a) Cr2O3 b) V2O5 c) Ni2S3 d) TiH4
23 a) CoO b) Cl2O5 c) Cl2O7 d) CuCl
24 a) ioduro di rame(II) b) ioduro di mercurio(I)
c) solfuro di cobalto(III) d) idruro di nichel(II)
25 a) triossido di diarsenico b) pentossido di dibismuto
c) bromuro di idrogeno d) trisolfuro di dicromo e) monosolfuro di ferro f) tricloruro di antimonio
26 a) HCl b) H2S c) HF d) HBr
27 a) NiO b) Fe2O3 c) Cu2O d) PbO2
28 a) CO2 b) N2O5 c) Cl2O7 d) B2O3
29 a) CaS b) PBr3 c) CO2 d) H2Se
12CAPITOLO 12
LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI
32
Formula Classe Nome IUPAC Nome tradizionale Nome Stock
NH3 idruro covalente triidruro di azoto ammoniaca idruro di azoto(III)
KCl sale binario monocloruro di potassio cloruro di potassio cloruro di potassio
AsH3 idruro covalente triidruro di arsenico idruro arsenioso idruro di arsenico(III)
BaH2 idruro ionico diidruro di bario idruro di bario idruro di bario
HCl idracido cloruro di idrogeno acido cloridrico cloruro di idrogeno
BF3 sale binario trifluoruro di boro fluoruro di boro fluoruro di boro
LiH idruro ionico idruro di litio idruro di litio idruro di litio
FeBr3 sale binario tribromuro di ferro bromuro ferrico bromuro di ferro(III)
SiH4 idruro covalente tetraidruro di silicio idruro di silicio idruro di silicio
HBr idracido bromuro di idrogeno acido bromidrico bromuro di idrogeno
HI idracido ioduro di idrogeno acido iodidrico ioduro di idrogeno
CuH idruro ionico idruro di rame idruro rameoso idruro di rame(I)
PH3 idruro covalente triidruro di fosforo fosfina idruro di fosforo(III)
ZnH2 idruro ionico diidruro di zinco idruro di zinco idruro di zinco
NaF sale binario fluoruro di sodio fluoruro di sodio fluoruro di sodio
CaH2 idruro ionico diidruro di calcio idruro di calcio idruro di calcio
PbI2 sale binario diioduro di piombo ioduro piomboso ioduro di piombo(II)
K2S sale binario solfuro di potassio solfuro di potassio solfuro di potassio
CH4 idruro covalente tetraidruro di carbonio metano idruro di carbonio(IV)
H2S idracido solfuro di diidrogeno acido solfidrico solfuro di idrogeno
HF idracido fluoruro di idrogeno acido fluoridrico fluoruro di idrogeno
NiO ossido basico ossido di nichel ossido nicheloso ossido di nichel(II)
CS2 sale binario disolfuro di carbonio solfuro di carbonio solfuro di carbonio(IV)
24 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
CAPITOLO
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CAPITOLO 12LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI125. La nomenclatura dei composti ternari33 a) binario, acido;
b) ternario, acido; c) binario, basico; d) ternario, basico
34 Binari: a); c) Ternari: d)
Acidi: b); c) Basici: f)
35 Ossidi acidi: d) Ossidi basici: a); b); c)
38 a) Ca(OH)2 b) Fe(OH)2
c) Al(OH)3 d) RbOH e) Sn(OH)4
39 a) Al(OH)3 b) Cu(OH)2
c) AgOH d) Zn(OH)2
40 a) HNO3 b) H2SO3
c) H3PO4 d) H2CO3
41 a) acido nitrico b) acido carbonico
c) acido fosforico d) acido nitroso
42 a) acido metafosforoso b) acido pirofosforico
c) acido ortofosforico
43 a) idrossido di litio LiOH b) idrossido di zinco Zn(OH)2
c) carbonato di potassio K2CO3 d) acido solforico H2SO4; acido solforoso
H2SO3
44 a) LiClO b) HClO4
c) CoCO3 d) K2SO3 e) KIO3 f) Cr2(SO4)3
45 a) H2MnO4 b) H3AsO3
c) H2SeO3 d) FeCO3 e) CuSO4
46 a) idrogenosolfato(VI) di sodio b) diidrogenofosfato(V) di rame(I)
c) tetraossosolfato(VI) di ferro(II) d) triossonitrato(V) di piombo(II) e) tetraossocromato(VI) di manganese(II) f) cianuro di potassio
47 a) Al(ClO4)3
b) KIO3
c) (NH4)2S d) CH3COOAg e) K2Cr2O7 f) Zr(NO3)4
48 a) solfuro ferroso b) cloruro cobaltoso
c) nitrito di sodio d) clorito di potassio
49 a) Mn(NO2)2 b) FeF3
c) Ba(OH)2 d) Cl2O7
50 a) HCO3–
b) S2–
c) HSO3–
d) HSO4–
e) H2PO4–
f) ClO2–
g) ClO4–
h) NO2–
51 a) Nitruro; b) idrogenofosfato;
c) idrogenosolfuro; d) stagno(II); e) ferro(III); f) piombo(II)
52 a) Zn(NO2)2 b) Na2SO3
c) AlPO4 d) LiClO3 e) KMnO4 f) Ca(HSO4)2 g) Fe(HS)2
CAPITOLO
25La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 12LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI 12
53 a) acido cloridrico b) idrossido di potassio
c) solfato di sodio d) acido perclorico e) idrossido stannoso f) anidride nitrica g) idrossido di alluminio h) ipoclorito di calcio
54 a) triossoidrogenosolfato(IV) di bario b) monossido di dipotassio
c) triossosolfato(IV) di alluminio d) triidrossido di cromo e) triossido di zolfo f) pentossido di difosforo g) iodio biatomico h) acido triossoborico(III)
REVIEW
1
Formula chimica Nome tradizionale Nome IUPAC
H2SO3 acido solforoso acido triossosolforico(IV)
H2S acido solfidrico solfuro di diidrogeno
HClO acido ipocloroso acido monossoclorico(I)
H3PO4 acido fosforico acido tetraossofosforico(V)
H2CrO4 acido cromico acido tetraossocromico(VI)
HNO3 acido nitrico acido triossonitrico
HF acido fluoridrico monofluoruro di idrogeno
2
Formula chimica Nome tradizionale Nome IUPAC
H2O2 acqua ossigenata o perossido di idrogeno diossido di diidrogeno
NH3 ammoniaca triidruro di azoto
BaH2 idruro di bario diidruro di bario
K2O2 perossido di potassio diossido di dipotassio
Cl2O5 anidride clorica pentossido di dicloro
Mn2O7 anidride permanganica eptaossido di dimanganese
PH3 fosfina triidruro di fosforo
3 a) calcium nitrate b) cuprous nitrate
c) potassium dichromate
4 a) silicon tetrafluoride b) diphosphorous trioxide
c) tetravanadium decaoxide d) xenon tetrafluoride
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CAPITOLO
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12CAPITOLO 12LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI
5
Ione Cu� Na� Hg2� Fe2� Pb4�
ClO4�
PercloratoPercloratoTetraossoclorato(VII)
CuClO4Perclorato rameosoPerclorato di rame(I)Tetraossoclorato(VII) di rame(I)
NaClO4Perclorato di sodioPerclorato di sodioTetraossoclorato(VII)di sodio
Hg(ClO4)2Perclorato mercuricoPerclorato di mercurio(II)Tetraossoclorato(VII) di mercurio(II)
Fe(ClO4)2Perclorato ferrosoPerclorato di ferro(II)Tetraossoclorato(VII) di ferro(II)
Pb(ClO4)4Perclorato piombicoPerclorato di piombo(IV)Tetraossoclorato(VII) di piombo(IV)
NO2�
NitritoNitritoDiossonitrato(III)
CuNO2Nitrito rameosoNitrito di rame(I)Diossonitrato(III) di rame(I)
NaNO2Nitrito di sodioNitrito di sodioDiossonitrato(III)di sodio
Hg(NO2)2Nitrito mercuricoNitrito di mercurio(II)Diossonitrato(III) di mercurio(II)
Fe(NO2)2Nitrito ferrosoNitrito di ferro(II)Diossonitrato(III) di ferro(II)
Pb(NO2)4Nitrito piombicoNitrito di piombo(IV)Diossonitrato(III) di piombo(IV)
PO43�
OrtofosfatoOrtofosfatoTetraossofosfato(V)
Cu3PO4Ortofosfato rameosoOrtofosfato di rame(I)Tetraossofosfato(V) di rame(I)
Na3PO4Ortofosfato di sodioOrtofosfato di sodioTetraossofosfato(V) di sodio
Hg3(PO4)2Ortofosfato mercuricoOrtofosfato di mercurio(II)Tetraossofosfato(V) di mercurio(II)
Fe3(PO4)2Ortofosfato ferrosoOrtofosfato di ferro(II)Tetraossofosfato(V) di ferro(II)
Pb3(PO4)4Ortofosfato piombicoOrtofosfato di piombo(IV)Tetraossofosfato(V) di piombo(IV)
HPO42�
MonoidrogenoortofosfatoMonoidrogenoortofosfatoTetraossomono-idrogenofosfato(V)
Cu2HPO4Monoidrogenoortofosfato rameosoMonoidrogenoortofosfato di rame(I)Tetraossomonoidrogeno-fosfato(V) di rame(I)
Na2HPO4Monoidrogenoortofosfato di sodioMonoidrogenoortofosfato di sodioTetraossomonoidrogeno-fosfato(V) di sodio
HgHPO4Monoidrogenoortofosfato mercuricoMonoidrogenoortofosfato di mercurio(II)Tetraossomonoidrogeno-fosfato(V) di mercurio(II)
FeHPO4Monoidrogenoortofosfato ferrosoMonoidrogenoortofosfato di ferro(II)Tetraossomonoidrogeno-fosfato(V) di ferro(II)
Pb(HPO4)2Monoidrogenoortofosfato piombicoMonoidrogenoortofosfato di piombo(IV)Tetraossomonoidrogeno-fosfato(V) di piombo(IV)
MnO4�
PermanganatoPermanganatoTetraossomanganato(VII)
CuMnO4Permanganato rameosoPermanganato di rame(I)Tetraossomanganato(VII)di rame(I)
NaMnO4Permanganato di sodioPermanganato di sodioTetraossomanganato(VII)di sodio
Hg(MnO4)2Permanganato mercuricoPermanganato di mercurio (II)Tetraossomanganato(VII)di mercurio(II)
Fe(MnO4)2Permanganato ferrosoPermanganato di ferro(II)Tetraossomanganato(VII)di ferro(II)
Pb(MnO4)4Permanganato piombicoPermanganato di piombo(IV)Tetraossomanganato(VII)di piombo(IV)
Cr2O72�
DicromatoDicromatoEptaossocromato(VI)
Cu2Cr2O7Dicromato rameosoDicromato di rame(I)Eptaossocromato(VI) di rame(I)
Na2Cr2O7Dicromato di sodioDicromato di sodioEptaossocromato(VI) di sodio
HgCr2O7Dicromato mercuricoDicromato di mercurio(II)Eptaossocromato(VI) di mercurio(II)
FeCr2O7Dicromato ferrosoDicromato di ferro(II)Eptaossocromato(VI) di ferro(II)
Pb(Cr2O7)2Dicromato piombicoDicromato di piombo(IV)Eptaossocromato(VI) di piombo(IV)
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13CAPITOLO 13LE SOLUZIONI
CAPITOLO
Soluzioni capitolo 131. Perché le sostanze si sciolgono?
1 Il solvente è la componente della soluzio-ne che si trova in proporzione maggiore, mentre il soluto è quella presente in quan-tità minore.
4 Un composto ionico in acqua si dissocia e conduce l’elettricità.
Un composto molecolare polare si disper-de nell’acqua e non conduce l’elettricità; se è non polare non si miscela nemmeno con l’acqua.
5 d)
7 a) MgCl2 → Mg2� � 2Cl�
b) HClO4 → H� � ClO4�
c) FeSO4 → Fe2� � SO42�
d) Al(OH)3 → Al3� � 3OH�
e) KNO3 → K� � NO3�
2. La solubilità9 Natura del soluto, natura del solvente,
temperatura, pressione (nel caso della solubilità dei gas)
10 Ciò accade perché a bassa temperatura è maggiore la concentrazione di O2 disciolto nell’acqua di mare.
3. La concentrazione delle soluzioni15 10,3% m/m
16 18,0% m/m
17 1,5% m/m
18 16,7% m/V
19 8,8 · 102 g
23 a) 0,05 M; b) 1,500 M; c) 1,5 M
24 0,23 mol
25 17,6 g
26 0,05 mol
27 87,7 g
28 109 g
29 a) 7,18 m; b) 12,4 m; c) 0,43 m; d) 1,5 m; e) 1,6 m
30 0,1 M
31 500 mL
32 250 mL
33 4,9% m/V
34 2,7% m/V
35 0,64 M
36 5,0 m
37 0,5 M
38 10 mL
39 mNa+ = 0,575 g; mOH– = 0,425 g
40 1,75 m
41 5,13 m
4. Le soluzioni elettrolitiche e il pH43 KOH(s) → K+
(aq) + OH–(aq);
HCl(l) → H+(aq) + Cl–(aq)
46 Rosa
5. Le reazioni di neutralizzazione47 Un acido e una base
49 NaOH � HBr → NaBr � H2O Na� � OH� � H� � Br� →
→ H2O � Na� � Br�
bromuro di sodio LiOH � HCl → LiCl � H2O Li� � OH� � H� � Cl� → → Li� � Cl� � H2O cloruro di litio KOH � HNO3 → KNO3 � H2O K� � OH� � H� � NO3
� → → K� � NO3
� � H2O nitrato di potassio
28 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 13LE SOLUZIONI13REVIEW
1 0,0200 M
2 4,3 m; 17% m/m
3 0,83 M
4 1,6 g
5 1,0 M
6 7,1 M
7 492 mL
8 142 mL
9 6,90 M; 30,2% m/m
10 25,4 mL
11 1,3 L di soluzione ; 8,7 L di acqua
12 192 g; 0,0563 M; 0,641 m
CAPITOLO
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14CAPITOLO 14
LE REAZIONI CHIMICHE
Soluzioni capitolo 141. Equazioni di reazione
1 I reagenti sono i composti di partenza, i prodotti sono i composti finali in una rea-zione chimica.
2 a) 2Na + 2H2O → H2 + 2NaOH b) CH3OH + O2 → CH2O2 + H2O
c) 6ZnO + 4BrF3 → 6ZnF2 + 2Br2 + 3O2 d) K2Cr2O7 + 3SnSO4 + 7H2SO4 → K2SO4 +
+ Cr2(SO4)3 + 3Sn(SO4)2 + 7H2O
3 a) NH4)2SO4 + 2KOH → 2NH3 + K2SO4 + 2H2O
4 a) C + O2 → CO2 (già bilanciata) b) 2Cu2O + O2 → 4CuO
c) 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 d) 4NH3 + 7O2 → 4NO2 + 6H2O
5 a) 2Al(OH)3 + 3H2CO3 → → Al2(CO3)3 + 6H2O
b) 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2 c) NH3 + HCl → NH4Cl (già bilanciata)
6 a) benzene 2C6H6 + 15O2 → → 12CO2 + 6H2O
b) butano 2C4H10 + 13O2 → → 8CO2 + 10H2O c) decano 2C10H22 + 31O2 → → 20CO2 + 22H2O
7 a) 2Mg(NO3)2(s) → → 2MgO(s) + 4NO2(g) + O2(g)
b) 2KNO3(s) → KNO2(s) + O2(g) c) 2Ag2CO3(g) → 4Ag(s) + 2CO2(g) + O2(g)
8 a) 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2 b) 3H2SO4 + 2Al(OH)3 →
→ 6H2O + Al2(SO4)3 c) C5H12 + 8O2 → 5CO2 + 6H2O d) NaHCO3 → NaOH + CO2
(già bilanciata) e) 3CO + Fe2O3 → 3CO2 + 2Fe f) NiCl2 + 3O2 → NiO + Cl2O5 g) 2H2O2 → 2H2O + O2 h) Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4 + 2KNO3 i) 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 l) SiCl4 + 4H2O → H4SiO4 + 4HCl m) 2KClO3 → KCl + 3O2 n) 2GaBr3 + 3Na2SO3 → → Ga2(SO3)3 + 6NaBr o) 4KMnO4 → 2K2O + 4MnO + 5O2
p) 2Na3PO4 + 3Ca(NO3)2 → Ca3(PO4)2 + + 6NaNO3 q) Te + 4HNO3 → TeO2 + 2H2O + 4NO2
9 NaSO3 + 2HCl → SO2(g) + 2NaCl + H2O
10 CuCO3 + 2HCl → CuCl2 + CO2(g) + H2O
11 Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
12 a) NaClO3 + HCl → NaOH + Cl2 + O2 (già bilanciata)
b) (NH4)2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + + 2H2O + 2NH3 c) Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3
2. I calcoli stechiometrici13 Il numero di molecole o di moli
14 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
15 16H2S + 8SO2 → 3S8 + 16H2O
16 1,0 molFeCl3 ; 1,5 molH2O
17 16 molFeSO4 ; 4,0 molO2
18 0,25 molAl2O3; 0,75 molH2O
19 alluminio; acido solforico; solfato di allu-minio; idrogeno; 171 gAl2(SO4)3; 3,00 gH2
20 solfuro di sodio; acido solforico; acido solfi drico; solfato di sodio; 68,2 gH2S; 284 gNa2SO4
21 107 g
22 6,3 g
23 36,03 g; 159,7 g
24 0 gSiO2; 0 gC; 28 gSi; 56 gCO
25 Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
magnesio + acido cloridrico/cloruro di idrogeno → cloruro di magnesio/dicloru-ro di magnesio + idrogeno 5,8 gH2
26 CaO(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l)
ossido di calcio/monossido di calcio + acido cloridrico/cloruro di idrogeno → cloru-ro di calcio/dicloruro di calcio + acqua159 gCaCl2
30 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 14LE REAZIONI CHIMICHE1427 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O
metano/tetraidruro di carbonio + ossi-geno → anidride carbonica/diossido di carbonio + acqua
88 gCO2
28 Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2(g) magnesio + acqua → idrossido di magne-
sio/diidrossido di magnesio + idrogeno 10 gH2
29 2NaCl(s) + H2SO4(aq) → → Na2SO4(aq) + 2HCl(g)
cloruro di sodio + acido solforico/acido tetraossosolforico(VI) → solfato di sodio/tetraossosolfato(VI) di sodio + acido clo-ridrico/cloruro di idrogeno
109 gHCl
30 2HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) → → CaCl2(aq) + 2H2O(l)
acido cloridrico/cloruro di idrogeno + idrossido di calcio/diidrossido di calcio → cloruro di calcio/dicloruro di calcio + acqua
118 gHCl
31 FeS(s) + 2HCl(aq) → H2S(g) + FeCl2(aq)
solfuro ferroso/monosolfuro di ferro + acido cloridrico/cloruro di idrogeno → acido sol-fi drico/solfuro di idrogeno + cloruro ferro-so/dicloruro di ferro
19 gH2S
32 50 gZn3(PO4)2
33 10,8 gO2; 8,1 LO2
34 4,60 molHCl
0,400 molCl2; 8,96 L
35 5,54 gH
36 4,5 L
37 202 gZnSO4
38 0,96 gNaOH
39 11 L
3. Reagente limitante e reagente in eccesso40 Quello che si esaurisce per primo in una
reazione chimica.
41 Dalla quantità di reagente limitante e dai rapporti stechiometrici.
42 Già bilanciata; HCl reagente limitante; 75 gKCl
43 HCl reagente limitante; 53 gAlCl3; 22 gH2O
44 Br2 reagente limitante 2,6 gFeBr3
45 40,0 gFe2(SO4)3 11 gCa3(PO4)2
46 18 molCO2; 0 molC3H8; 8 molO2; 12 molCO2; 16 molH2O
47 2Al + 3H2SO4 → 3H2 + Al2(SO4)3; 0,50 gH2
0,020 gH2
48 1,8 · 102 g
4. La resa di una reazione50 58,0%
51 356 g 1,23 · 103 g
52 0,50 kg
5. I vari tipi di reazione53 a) 2Li + H2 → 2LiH
b) CO2 + H2O → H2CO3 c) 2Al + 3I2 → 2AlI3 d) SO2 + H2O → H2SO3
54 a) BaO 1 H2O → Ba(OH)2 b) SO2 1 H2O → H2SO3
c) CO2 1 H2O → H2CO3
55 a) 2Ca + O2 → 2CaO calcio + ossigeno → ossido di calcio
b) 2Na + Cl2 → 2NaCl sodio + cloro → cloruro di sodio c) Cl2 + Mg → MgCl2 cloro + magnesio → cloruro di magnesio/ dicloruro di magnesio d) N2 + 3H2 → 2NH3 azoto + idrogeno → ammoniaca/
triidruro di azoto
CAPITOLO
31La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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14CAPITOLO 14
LE REAZIONI CHIMICHE
56 Au; Ag; Hg
57 a) Al(s) + 3AgNO3(aq) → Al(NO3)3(aq) + 3Ag(s)
b) 2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g)
c) Be(s) + 2HCl(aq) → BeCl2(aq) + H2(g)
d) CdO(s) + Mg(s) → MgO(s) + Cd(s)
e) Ga2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Ga(s)
f) Ag2O(s) + H2(g) → 2Ag(s) + H2O(l)
g) 2SnO(s) + C(s) → 2Sn(s) + CO2(g) oppure SnO(s) + C(s) → Sn(s) + CO(g)
58 a) 2H2 + O2 → 2H2O sintesi b) 2H2O2 → 2H2O + O2
decomposizione c) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
scambio semplice d) Pb(NO3)2 + 2KI → 2KNO3 + PbI2
scambio doppio e) 2KClO3 → 2KCl + 3O2
decomposizione f) AgNO3 + HCl → HNO3 + AgCl (già bilanciata), scambio doppio g) 2K3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2 + 6KCl scambio doppio
59 a) AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl b) FeCl3 + NH4OH → 3NH4Cl + Fe(OH)3
c) Cu(NO3)2 + Na2S → 2NaNO3 + CuS d) Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2NaCl e) CdSO4 + Na2S → Na2SO4 + CdS f) FeS + HCl → H2S + FeCl2 g) (CH3COO)2Pb + H2S → → 2CH3COOH + PbS
REVIEW
1 1,1 · 102 L
2 2FeSO4 + O2 → 4SO3 + 2Fe2O3; SO3 + H2O → H2SO4
3 2O3 → 3O2; 107 g
4 76%
5 14% 2,6 L
6 9,8 gCaSO4
7 1,08 molO2 2,62 molAl2O3 1,99 molAl2O3
8 1,09 gMg; 9,00 gHClO4
9 49,0 gO2 749 gKClO3 12,7 gKCl
32 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 15L’ENERGIA E LA VELOCITÀ DI REAZIONE15Soluzioni capitolo 151. Le reazioni producono energia
1 Per stabilire se una reazione è eso- o endo-termica occorre innanzitutto misurare il calore trasferito o assorbito dal sistema.
2 a. V; b. V; c. F; d. V; e.F
3 Un sistema chiuso scambia con l’ambiente solo energia, ma non materia; un sistema isolato non scambia né energia né materia.
Esempi: lattina di aranciata e thermos
2. Il primo principio della termodinamica4 L’aumento dell’energia di un sistema si ha
quando su di esso viene svolto lavoro
dall’ambiente o viene fornito calore. La diminuzione dell’energia di un sistema si ha quando esso cede energia o svolge lavo-ro sull’ambiente.
5 Sì
6 Sì
8 40 J
9 –14 kJ
3. Perché avvengono le reazioni chimiche?10 Diminuisce
13
H S �TS G
�
Reazione esotermica
�
I prodotti sonopiù disordinati
�
Favoriscela spontaneità
�
La reazione èspontanea a tuttele temperature
�
Reazione esotermica
�
I prodotti sono più ordinati
�
Si opponealla spontaneità
�
La reazione èspontanea a bassa T
�
è non spontaneaad alta T
�
Reazione endotermica
�
I prodotti sonopiù disordinati
�
Favoriscela spontaneità
�
La reazione non èspontanea a bassa T
�
è spontanea ad alta T
�
Reazione endotermica
�
I prodotti sono più ordinati
�
Si opponealla spontaneità 17
�
La reazione non èspontanea a tutte le T
14 Sì (G = –12 kJ/mol)
4. Che cos’è la velocità di reazione?16 Misuro la quantità di CO2 formata nel
tempo; misuro la quantità di CaCO3.
17 5,6 · 10–4 mol/(L · s); 2,6 · 10–4 mol/(L · s)
5. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di transizione19 Perché non tutti gli urti avvengono nella
giusta direzione; perché non tutti gli urti avvengono tra i reagenti; perché non sem-pre l’energia dell’urto è superiore all’ener-gia di attivazione.
20 Devo aumentare il numero di urti in gene-rale agendo su temperatura, concentrazio-
CAPITOLO
33La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 15L’ENERGIA E LA VELOCITÀ DI REAZIONE 15
ne dei reagenti e superficie di contatto. Oppure abbassare l’energia di attivazione
a mezzo di un catalizzatore.
21 a
6. I catalizzatori23 b
7. I fattori che influenzano la velocità di reazione26 a) Natura dei reagenti,
b) superficie di contatto, c) temperatura, d) catalizzatori, e) concentrazione; l’aumento dei fattori b, c, d, e aumenta il
numero degli urti dei reagenti, aumentan-do così, la probabilità del verificarsi di urti efficaci.
27 Perché l’aumento della concentrazione aumenta il numero delle molecole di rea-gente e quindi aumenta il numero degli urti efficaci.
28 Perché la concentrazione dei reagenti all’i-nizio della reazione è più elevata.
REVIEW
2 Enzymes
3 TS > 3,6 kcal/mol
4 Nei primi 20 minuti La diminuzione della concentrazione
dei reagenti
5 CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O; si forma CO2 che è gassoso con frammenti
piccoli.
34 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
CAPITOLO
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CAPITOLO 16L’EQUILIBRIO CHIMICO16Soluzioni capitolo 161. L’equilibrio dinamico
1 Un sistema è in equilibrio dinamico quan-do le velocità delle trasformazioni opposte sono uguali.
2. L’equilibrio chimico: anche i prodotti reagiscono
4 Sì
5 Reazione completa: curva gialla; reazione all’equilibrio: curve azzurra e ciclamino
3. La costante di equilibrio10 A sinistra
11 Keq = [Fe2+] · [Ce4+] / [Fe3+] · [Ce3+]
12 2CH4(g) →← 3H2(g) + C2H2(g)
13 a) Keq = [HCl]4 / [CH4] · [Cl2]4; b) Keq = [SO3];
c) Keq = [H2O]6 · [N2]2 / [NH3]4 · [O2]3
14 a) Keq = [HF]4 · [CF4] / [CH4] · [F2]4; b) Keq = [CO2] · [H2O] · [NH3];
c) Keq= [SO3]2 / [SO2]2 · [O2]
15 4,61 · 10–3
16 5,0 · 10–2
17 Prima riga: reazione all’equilibrio; secon-da riga: avviene la reazione diretta; terza riga: avviene la reazione diretta.
18 6,06
19 4,05
20 Keq = [Cl2] · [SO2][SO2Cl2]
=
= 1,30 · 10–1 · 2,17 · 10–1
1,47 · 10–1 = 1,92 · 10–1
21 Keq = [Br2] · [NO]2
[NOBr]2 =
= 2,45 · 10–1 · (1,36 · 10–1)2
(1,64 · 10–1)2 = 1,68 · 10–1
22 0 M [PCl3] = [Cl2] – 0,8; [PCl5] = 0,8
[PCl3]eq = 0,02 M; [PCl5]eq = 0,8 M 33,3
24 0,0090 M
25 64
4. Il principio di Le Châtelier26 L’equilibrio si sposta a sinistra.
L’equilibrio si sposta a destra.
28 No
30 Rimane uguale
31 Verso sinistra
32 Verso destra
33 È minore
34 a) D; b) S;
c) I; d) D
5. L’equilibrio di solubilità35 Esotermico
36 Sì
38 L’equilibrio si sposta verso sinistra e pre-cipita altro CaS.
39 a) Kps = [Ca2+] · [OH–]2; b) Kps = [Ba2+] · [CO3
2–]; c) Kps = [Ca2+]3 · [PO4
3–]2; d) Kps = [Pb2+] · [IO3
–]2; e) Kps = [Mg2+] · [NH4
+] · [PO43–];
f) Kps = [Sb3+]2 · [S2–]3
40 39,7 · 10–9 (mol/L)3
41 Kps = 8 · 10–6 (mol/L)2
42 7 · 10–7 mol/L
43 1,6 · 10–2 mol/L
CAPITOLO
35La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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16CAPITOLO 16
L’EQUILIBRIO CHIMICO
44 1,26 · 10–4 mol/L
45 7,5 · 10–5 mol/L = 2,49 g/L
46 1,6 · 10–7 mol/L = 1,3 · 10–4 g/L
REVIEW
1 3,93
2 Nessuno dei due è favorito
4 0,016 M
5 No, CaF2 non precipita
6 [H3O+] = [HCO3– ] = 1,08 · 10–4 M
[H2CO3] = 0,027 M
7 4,1 · 10–5 M; 8,1 · 10–3 g/L
8 N2(g) + 3H2(g) I 2NH3(g)
Kc = [NH3]2
[N2] · [H2]3
Kp = [pNH3]2
[pN2] · [pH2]3
36 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
CAPITOLO
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CAPITOLO 17GLI ACIDI E LE BASI17Soluzioni capitolo 171. Le teorie sugli acidi e sulle basi
1 Gli acidi sono sostanze che in acqua libe-rano ioni H+.
3 Qualsiasi molecola o ione che può donare un protone è un acido; qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone è una base.
4 a) Arrhenius; b) Brönsted;
c) Brönsted; d) Brönsted; e) Brönsted; f) Arrhenius
5 HF + H2O →← H3O+ + F–
6 KOH + NH4Cl →← KCl + NH3 + H2O
7 CaO + H2O →← Ca(OH)2
8 HCl; H3O+
H2O; Cl–
9 H2O; NH3 NH2
–; OH–
10 a) acido: H+; base: PH3 b) acido: Cu2+; base: NH3
c) acido: FeCl3; base: Cl– d) acido: BF3; base: NH3
11
Acido coniugato Base coniugata
Hl I–
HS– S2–
NH+4 NH3
HNO3 NO3–
HCl Cl–
HSO4– SO4
2–
H2SO4 HSO–4
12 a) base: NH3; acido: Ag+
b) acido: Fe3+; base: H2O c) base: H2O; acido: H+
d) acido: H+; base: NH3
13 Sono tutte e tre basi di Lewis; la b) può essere sia acido sia base di Lewis
2. La ionizzazione dell’acqua14 È la costante di equilibrio della reazione
di autoionizzazione dell’acqua.
15 Una soluzione è neutra quando [H+] = [OH–].
16 In ambiente acido [H+] > [OH–]; in ambiente basico [OH–] > [H+]
17
[H+] [OH–]
0,1 M 10–12 M
0,000 001 M 0,000 000 01 M
0,004 M 2,5 · 10–12 M
5 · 10–15 M 2 M
2 · 10–9 M 5 · 10–6 M
10–14 M 0
10–3 M 10–11 M
18
[H+] [OH–]
10–8 M 10–6 M basico
10 M 10–15 M acido
9 · 10–5 M 1,11 · 10–10 M acido
10–7 M 10–7 M neutro
9,9 · 10–7 M 1,0 · 10–8 M acido
3. Il pH e la forza degli acidi e delle basi19 Il pH è il logaritmo di base dieci, cambia-
to di segno, della [H+]
20 Incolore
21 Quando l’acido e la base coniugata dell’in-dicatore hanno uguale concentrazione si ha il punto di viraggio (cambiamento di colore) dell’indicatore.
22 a) 3; b) 9; c) 3; d) 0; e) 1; f) –1;
g) 13; h) 5,6; i) 8,4
23 0,01 mol/L
CAPITOLO
37La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 17GLI ACIDI E LE BASI 17
24 a) 9,72 basica b) 9,0 basica
c) 11,0 basica d) 5,0 acida e) 3,3 acida f) 11,0 basica g) 1,60 acida
25 e); d); b); a); c)
26 e); d); b); a); c)
28 a) [H+] = 10–6; [OH–] = 10–8; b) [H+] = 10–8; [OH–] = 10–6;
c) [H+] = 10–13; [OH–] = 10–1; d) [H+] = 10–3; [OH–] = 10–11; e) [H+] = 10–10; [OH–] = 10–4; f) [H+] = 10–1; [OH–] = 10–13
30 a) 1,0 b) 13,3 c) 2,3 d) 3,0
e) 12,2
31 1,55
32 12,2
33 0,3 g
34 756 mL
36 1,2
37 pHi = 1,40; pHf = 1,96
38 304 mL
40
Acido Ka1 Ka2 Ka3
HIO3 1,6 · 10–1
H2CO3 2 · 10–4 5,6 · 10–11
H3PO4 7,5 · 10–3 6,2 · 10–8 4,2 · 10–13
H2SO3 1,7 · 10–2 6,4 · 10–8
41 c); b); a)
42 3,7
43 [H3O+] = 3,7 · 10–4
pH = 3,4
44 a) 3,4 b) 4,9 c) 4,5 d) 5,1
e) 2,3
45 a) 10,8 b) 7,2 c) 11,9 d) 11,39
REVIEW
1 0,44
2 0,45 M
3 2,3
4 0,3
5 12,5; 12,8
6 13,81
7 CO2 è un acido di Lewis ⇒ ⇒ pHoceani diminuisce
aumentando la concentrazione di un reagente allo stato gassoso o acquoso, la nuova posizione di equilibrio sarà maggiormente spostata a destra
la nuova posizione di equilibrio sarà maggiormente spostata a destra
38 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 18LE OSSIDO-RIDUZIONI E L’ELETTROCHIMICA18Soluzioni capitolo 181. Ossidazione e riduzione: che cosa sono e
come si riconoscono1 a) Hg: +2; P: +3; O: –2
b) Cu: +2; N: +3; O: –2 c) Pb: +4; S: +4; O: –2 d) H: +1; Cl: +3; O: –2 e) Na: +1; O: –1 f) Li: +1; H: –1
2 VO32 (+5), MnO4
2 (+7), WO42 (+7),
H3BO3 (+3), P2O5 (+5), HClO2 (+3), KIO4 (+7), HSO3
2 (+4), HS2 (–2), Ag2O (+1), SnO2 (+4), HCrO4
2 (+6), PH3 (–3)
3 a) H: +1; S: +6; O: –2 b) Ca: +2; H: +1; P: +5; O: –2
c) Fe: +3; O: –2; H: +1 d) Na: +1; H: –1 e) Mg: +2; H: +1; P: +5; O: –2
4 da +6 a +3
5 Il sodio si è ossidato e l’idrogeno si è ridotto.
6 b)
7 N
8 C: da +4 (H2CO3) a +2 (CO)
9 K: da 0 (K) a +1 (K+)
10 Cl2
11 VO43–
12 Elemento
che si ossidaRiducente Elemento
che si riduceOssidante
a As H3AsO3 N HNO3
b I NaI Cl HClO
c C H2C2O4 Mn KMnO4
d Al Al S H2SO4
e Cu Cu S H2SO4
f S SO2 N HNO3
g Zn Zn S H2SO4
h I I2 N HNO3
13
Prima Dopo Elettroni scambiati Semireazionedi ossidazione
Semireazionedi riduzione
Mg n.o. 0 Mg2+ n.o. +2 2
N2 n.o. 0 2N3– n.o. –3 6
Fe2O3 n.o. +3 2FeO n.o. +2 2
Al n.o. 0 Al(OH)3 n.o. +3 3
Cr2O3 n.o. +3 2CrO42– n.o. +6 6
IO3– n.o. +5 I– n.o. –1 6
P4 n.o. 0 4PH3 n.o. –3 12
CoCl2 n.o. +2 Co(OH)3 n.o. +3 1
2. Come si bilanciano le reazioni di ossido-riduzione
14 c), d)
16 a) 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 b) 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
c) H2 + Cl2 → 2HCl
17 a) 20H2O(l) + 8Cr3+(aq) + 3IO4
–(aq) →
→ 8CrO42–
(aq) + 3I–(aq) + 40H+
(aq)
b) 10H+(aq) + 4Zn(s) + NO3
–(aq) →
→ 4Zn2+(aq) + NH4
+(aq) + 3H2O(l)
c) 8H+(aq) + 3Cu(s) + 2NO3
–(aq) →
→ 2NO(g) + 3Cu2+(aq) + 4H2O(l)
d) 12H+(aq) + 4MnO4
–(aq) + 5C(s) →
→ 5CO2(g) + 4Mn2+(aq) + 6H2O(l)
CAPITOLO
39La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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18CAPITOLO 18
LE OSSIDO-RIDUZIONI E L’ELETTROCHIMICA
18 a) 2OH–(aq) + MnO4
–(aq) + NO2(g) →
→ NO3–(aq) + MnO4
2–(aq) + H2O(l)
b) 7OH–(aq) + 4Zn(s) + NO3
–(aq) →
→ 4ZnO22–
(aq) + NH3(g) + 2H2O(l)
c) 3OH–(aq) + H2CO(aq) + 2Ag+
(aq) → → HCOO–
(aq) + 2Ag(s) + 2H2O(l)
d) 6KOH(aq) + 2Al(s) → 2K3AlO3(aq) + 3H2(g)
19 a) I2(s) + 2S2O32–
(aq) → 2I–(aq) + S4O6
2–(aq)
b) 2H+(aq) + 3H2S(g) + 2NO3
–(aq) →
→ 3S(s) + 2NO(g) + 4H2O(l)
c) 2H+(aq) + H2O2(aq) + 2I–
(aq) → → I2(aq) + 2H2O(l)
d) NH3(g) + 2O2(g) → HNO3(l) + H2O(l)
20 a) 4H+(aq) + 2I–
(aq) + SO42–
(aq) → → I2(s) + SO2(g) + 2H2O(l)
b) 10H+(aq) + 8I–
(aq) + SO42–
(aq) → → 4I2(s) + H2S(g) + 4H2O(l)
c) 3As2O3(s) + 4NO–3(aq) + 7H2O(l) →
→ 6AsO43–
(aq) + 4NO(g) + 14H+(aq)
d) 14H+(aq) + Cr2O7
2–(aq) + 3S2–
(aq) → → 3S(s) + 2Cr3�
(aq) + 7H2O(l)
e) 9H2O(l) + 3As2O3(s) + 2IO3–(aq) →
→ 6AsO43–
(aq) + 2I–(aq) + 18H+
(aq)
21 a) 4NH3(g) + 7O2(g) → 4NO2(g) + 6H2O(l)
b) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) c) 2H2O(l) + 2K(s) → 2KOH(aq) + H2(g)
22 a) 2H+ + 2S2O32� + ClO� →
→ Cl� + S4O62� + H2O
b) 4H+ + 2NO3� + Cu →
→ 2NO2 + Cu2� + 2H2O c) IO3
� + 3AsO33� → I� + 3AsO4
3�
d) 4H+ + SO42� + Zn →
→ Zn2� + SO2 + 2H2O e) 4H+ + 2Cr3� + 3BiO3
� → → Cr2O7
2� + 3Bi3� + 2H2O f) H2O + I2 + 5ClO� → → 2IO3
� + 5Cl� + 2H+
g) 14H+ + 2Mn2� + 5BiO3� →
→ 2MnO4� + 5Bi3� + 7H2O
h) 8H+ + 3H3AsO3 + Cr2O72� →
→ 3H3AsO4 + 2Cr3� + 4H2O i) 3H+ + 2I� + HSO4
� → → I2 + SO2 + 2H2O l) 4H+ + 3Sn + 4NO3
� → → 3SnO2 + 4NO + 2H2O
m) 4H+ + PbO2 + 4Cl� → → PbCl2 + Cl2 + 2H2O n) 2H+ + Ag + NO3
� → → NO2 + Ag� + H2O o) 4Fe3� + 2NH3OH� → → 4Fe2� � N2O + 6H+ + H2O p) 2H+ + 2HNO2 + 2I� → → I2 + 2NO + 2H2O q) 2H+ + C2O4
2� + 2HNO2 → → 2CO2 + 2NO + 2H2O r) H+ + 5HNO2 + 2MnO4
� → → 2Mn2� + 5NO3
� + 3H2O s) 16H+ + 3H3PO2 + 2Cr2O7
2� → → 3H3PO4 + 4Cr3� + 8H2O t) 4H+ + 2VO2
� + Sn2� → → 2VO2� + Sn4� + 2H2O
23 a) 4H2O + 2CrO42� + 3S2� →
→ 3S + 2CrO2� + 8OH–
b) 4H2O + 2MnO4� + 3C2O4
2� → → 6CO2 + 2MnO2 + 8OH–
c) 4ClO3� + 3N2H4 →
→ 6NO + 4Cl� + 6H2O d) NiO2 + 2Mn(OH)2 → → Mn2O3 + Ni(OH)2 + H2O e) H2O + 3SO3
2� + 2MnO4� →
→ 3SO42� + 2MnO2 + 2OH–
f) 8OH– + 2CrO2� + 3S2O8
2� → → 2CrO4
2� + 6SO42� + 4H2O
g) H2O + 3SO32� + 2CrO4
2� → → 3SO4
2� + 2CrO2� + 2OH–
h) 2O2 + N2H4 → 2H2O2 + N2
i) 2H2O + O2 + 4Fe(OH)2 → 4Fe(OH)3
l) 6H2O + 4Au + 16CN� + 3O2 → → 4Au(CN)�
4 + 12OH�
3. Reazioni redox spontanee e non spontanee25 Sì
Fornendo dall’esterno l’energia neces-saria
4. Le pile28 Cu2+
Cu2+/Cu
29 Cu2+
30 Ni2+
40 La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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CAPITOLO 18LE OSSIDO-RIDUZIONI E L’ELETTROCHIMICA1831 Perché bisogna realizzare un circuito
32 Ni; Ni2+ + 2e– → Ni; Zn → Zn2+ + 2e–; Zn + Ni2+ → Ni + Zn2+
5. La scala dei potenziali standard di riduzione33 a) La forza elettromotrice di una pila/cella
elettrolitica dà un’indicazione sulla capacità che essa possiede di spingere gli elettroni/ioni a scorrere nel circuito esterno/interno dal polo positivo/nega-tivo al polo positivo/negativo.
b) All’elettrodo a idrogeno, in condizio-ni standard, la concentrazione della soluzione ionica è 1 M/0,1 N e la tem-peratura è 0 °C/25 °C e viene asse-gnato per convenzione il potenziale E°/G° = 0,00 V/0,00A.
c) Il segno attribuito ai potenziali per le semireazioni di riduzione/ossidazio-ne è negativo/positivo se il metallo si riduce più facilmente rispetto a H+, negativo/positivo in caso contrario.
d) Gli elettroni in un circuito esterno/interno di una pila scorrono sponta-neamente verso l’elettrodo immerso nella semicella contenente le sostanze che respingono/attraggono maggior-mente gli elettroni, quindi che si ridu-cono/ossidano, ossia verso l’anodo/il catodo.
34 Tutti gli elementi con E° < E°Pb
35 1,08 V
36
Catodo (riduzione)
Anod
o (o
ssid
azio
ne)
Ag Cu Zn Pb Al Au Sn Pd
Ag 2 – – – – + – +
Cu 1 – – – + – +
Zn 1 + + – + + +
Pb + + – – + – +
Al + + + + + + +
Au – – – – – – –
Sn + + – ≈+ – + +
Pd – – – – – + –
37 EAg – ECu = 0,46 V; EAg – EZn = 1,56 V; EAg – EPb = 0,93 V; EAg – EAl = 2,46 V;
EAg – ESn = 0,94 V; EAu – EZn = 2,26 V; EAu – EPb = 1,63 V; EAu – EAl = 3,16 V; EAu – ESn = 1,64 V; EAu – EPd = 0,55 V; ECu – EZn = 1,10 V; ECu – EPb = 0,47 V; ECu – EAl = 2,00 V; ECu – ESn = 0,48 V; EZn – EAl = 0,90 V; ESn – EZn = 0,62 V; ESn – EAl = 1,52 V; EPd – EAg = 0,15 V; EPd – ECu = 0,61 V; EPd – EZn = 1,71 V; EPb – EZn = 0,63 V; EPb – EAl = 1,53 V; EPb – ESn = 0,01 V; EAu – EAg = 0,70 V; EAu – ECu = 1,16 V; EPd – EPb = 1,08 V; EPd – EAl = 2,61 V; EPd – ESn = 1,09 V
38 1,76 V
39 Per esempio 3 pile Zn (–) / Cu (+) in serie
40 Mn(s) + Sn2+(aq) → Mn2+
(aq) + Sn(s); (–) Mn(s) / Mn2+
(aq) // Sn2+(aq) / Sn(s) (+);
(–): Mn(s) → Mn2+(aq) + 2e–;
(+): Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s); E° pila = +1,04 V
6. La corrosione45 F2
46 In condizioni standard F2 attacca tutti i metalli, Br2 li attacca tutti tranne l’oro.
47 Cu
7. L’elettrolisi e la cella elettrolitica48 a) Il fenomeno dell’elettrolisi avviene
nelle celle galvaniche/celle elettroliti-che e trasforma l’energia chimica/elettrica in energia chimica/elettrica.
b) Nelle celle elettrolitiche, l’anodo è il polo negativo/positivo mentre il cato-do è il polo negativo/positivo, con polarità quindi uguale/opposta alle pile.
c) Nelle celle elettrolitiche/galvaniche viene utilizzata corrente elettrica per condurre una reazione spontanea/non spontanea.
d) Al catodo/All’anodo si ossida la specie che possiede il valore di E° minore/maggiore.
49 Per migliorare la conducibilità elettrica
50 2Br– → Br2 + 2e–
CAPITOLO
41La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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18CAPITOLO 18
LE OSSIDO-RIDUZIONI E L’ELETTROCHIMICA
51 K+ + e– → K
52 Cu2+ + 2e– → Cu
53 (+): 2Cl– → Cl2 + 2e–; (–): Ca2+ + 2e– → Ca
54 (–): 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq);
(+): O2(g) + 4H+ + 4e– → 2H2O
8. Le leggi di Faraday55 1 mole
56 3 moli
57 a) Tra la quantità di corrente/ioni che passa in una cella elettrolitica e la massa/il numero di atomi di sostanza che si forma agli elettrodi esistono delle relazioni matematiche, espresse dalle leggi di Faraday.
b) La prima/seconda legge di Faraday afferma che la massa/il numero di atomi di sostanza che viene assor-bita/si libera presso un elettrodo è indipendente dalla/proporzionale alla quantità di carica elettrica che giunge all’elettrodo.
c) La prima/seconda legge di Faraday afferma che la massa/il numero di atomi delle sostanze depositate agli elettrodi di celle contenenti soluzioni diverse/uguali, attraversate da diversa/dalla stessa quantità di carica, è inver-samente/direttamente proporzionale ai rispettivi equivalenti elettrochimici.
58 2 mol
59 2 · 1022 ioni Zn2+; 4 · 1022 ioni Ag+; 1,33 · 1022 ioni Al3+
61 38 g
62 25 g; 39 g
64 3,6 A
65 0,67 g; 2,7 g
66 2,2 A
REVIEW
1 +1–1 +1+1–2 +1+3–2
HCl + NaClO + 2NaClO2 → +4–2 +1 –1 +2–1+1
→ 2ClO2 + 2NaCl + NaOH
2 a)
3 a)
4 (–) Pb → Pb2+ + 2e–; (+) 4H+ + PbO2 + 2e– → Pb2+ + 2H2O
5 0,28 g
6 5,6 · 10–3 g
7 1,5 L
8 3,0 h
9 8,7 h
10 35´
11 a) (–) Al → Al3+ + 3e– (ox); (+) 2H+ + 2e– → H2 (red);
f.e.m. = 1,66 V
b) (–) Fe2+ → Fe3+ + e– (ox); (+) Ce4+ + e– → Ce3+ (red); f.e.m. = 0,84 V
12 a) (+) Cu2+ + 2e– → Cu (–) Ni → Ni2+ + 2e–
Cu2+ + Ni → Cu + Ni2+
E° = +0,34 + 0,25 = 0,59 V
b) (+) Cu2+ + 2e– → Cu (–) Zn → Zn2+ + 2e–
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
E° = 1,11 V
c) (+) Ni2+ + 2e– → Ni (–) Zn → Zn2+ + 2e–
Ni2+ + Zn → Zn2+ + Ni E° = 0,51 V
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CAPITOLO 18LE OSSIDO-RIDUZIONI E L’ELETTROCHIMICA1813 a) MgO(s) + H2CO3(aq) →
MgCO3(s) + H2O(l)
b) KNO3(s) → KNO2(s) + O2(g)
2KNO3 → 2KNO2 + O2; (N si riduce, NO3
– ossidante; O si ossida; NO3
– riducente) c) H2(g) + CuO(s) → Cu(s) + H2O(l)
H2 + CuO → Cu + H2O; (Cu si riduce; CuO ossidante; H si ossida; H2 riducente) d) NaOH(s) + HCl(s) → NaCl(aq) + H2O(l)
e) H2(g) + Cl2(g) → HCl(g)
H2 + Cl2 → 2HCl; (Cl si riduce; Cl2 ossidante; H si ossida; H2 riducente) f) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
CAPITOLO
43La riproduzione di questa pagina tramite fotocopia è autorizzata ai soli fini dell’utilizzonell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testoValitutti, Tifi, Gentile ESPLORIAMO LA CHIMICA.VERDE © Zanichelli editore 2013
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19CAPITOLO 19
IL MONDO DEL CARBONIO
Soluzioni capitolo 191. I composti organici
1 c)
2 d)
3 7
2. Gli idrocarburi saturi: alcani e cicloalcani5 a)
b)
6 CH3CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH(CH3)CH2CH2CH3
||
CH3
CH2
CH2
CH2CH2
CH2CH
3. Gli isomeri: stessa formula bruta per mole-cole diverse
7 a) Isomeria di posizione; b) i due composti non sono isomeri
c) isomeria ottica
4. Gli idrocarburi insaturi: alcheni e alchini8
CCH2CHa) 2,3-dimetil-1-butene
H2C
CH3C CH3
Cb) 2,3-dimetil-2-pentene
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
5. Gli idrocarburi aromatici10
Il secondo è aromatico.
6. I gruppi funzionali13 Classe di composti
14 a-3; b-4; c-2; d-1
REVIEW2 b)
3 Sono aromatici i composti in alto a destra e l’ultimo in basso.
4 Aromatic compounds
5 Alkanes (and cycloalkanes)
6 a) Saturo; b) e c) insaturi
8 IN ALTO A SINISTRA: etano IN ALTO A DESTRA: propano
IN BASSO: butano
9 b) and d)
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CAPITOLO 20LE BASI DELLA BIOCHIMICA20Soluzioni capitolo 20
1. Le molecole biologiche1 Carboidrati, proteine, lipidi, acidi nucleici
2 Proteine: 11,2 kg; lipidi: 9,1 kg; carboidrati: 0,7 kg; acqua: 45,5 kg; sali minerali 3,5 kg
2. I carboidrati4
1CHO 1CH2OH2s s
H9C9OH 2CRO3s 3s
HO9C9H HO9C9H4s
4sH9C9OH H9C9OH
5s 5s
H9C9OH H—C—OH6s
6sCH2OH CH2OH
D-glucosio D-fruttosio (aldoesoso) (chetoesoso)
6 L’atomo di carbonio asimmetrico più lon-tano dal gruppo carbonilico
7 a), b), c) e d): glucosio
8
Zucchero Tipo Monosaccaridi Origine
saccarosio disaccaride glucosio e fruttosio vegetale
amilosio polisaccaride glucosio vegetale
cellulosa polisaccaride glucosio vegetale
lattosio disaccaride glucosio e galattosio animale
glicogeno polisaccaride glucosio animale
3. I lipidi11 Le code idrocarburiche apolari
La testa ionica
12 I grassi animali e gli oli vegetali
14
H H s s CH3(CH2)7 ! C " C ! (CH2)7 ! COOH acido oleico
15 H H s sCH2 ! O ! CO ! (CH2)7 ! C " C ! (CH2)7 ! CH3 s H H s s sCH ! O ! CO ! (CH2)7 ! C " C ! (CH2)7 ! CH3
s sCH2 ! O ! CO ! (CH2)16 ! CH3
4. Le proteine16
H sR! C! COOH s
NH2
H H s sR! C!COOH →← R! C!COO�
s s
NH2 �NH3
struttura acido-base struttura ionica-dipolare
17 Amminico –NH2 e carbossilico –COOH
18 Estremità amminica libera ed estremità carbossilica libera
19 Sia da acidi sia da basi
20 No
5. Gli acidi nucleici21 I nucleotidi sono le subunità fondamenta-
li degli acidi nucleici e consistono di una base organica azotata, di uno zucchero a cinque atomi di carbonio e di un gruppo fosfato.
22 Base azotata – zucchero – gruppo fosfato
24 A si appaia sempre con T, e G con C.
25 T-A-G-G-C-G-A-T-T-A-T-C U-A-G-G-C-G-A-U-U-A-U-C
CAPITOLO
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20CAPITOLO 20
LE BASI DELLA BIOCHIMICA
REVIEW1 Un dipeptide
3 Monosaccaridi, oligosaccaridi, polisacca-ridi
I monosaccaridi
4 La proprietà di essere insolubili in acqua ma solubili in solventi organici apolari
5 Amminico –NH2 e carbossilico –COOH
6 |--- ACIDO GRASSO |
GLICEROLO |--- ACIDO GRASSO | |--- ACIDO GRASSO
7 Lattosio
11 Prima figura a sinistra: In alto: testa pola-re; in basso: code apolari; in basso in fondo: modello molecolare
Figura a destra, in alto: testa; sotto: code; sotto in fondo: rappresentazione semplifi-cata
12
H sR! C! COOH s
NH2
13 Le alternative sono 3: Lys – Gly – Phe
Lys – Phe – Gly Phe – Lys – Gly
14
Biomolecola Classe di appartenenza Origine del polimero (animale e/o vegetale) Tipo di monomero
cellulosa polisaccaridi vegetale �-glucosio
RNA acidi nucleici animale e vegetale nucleotide
polipeptide proteine animale e vegetale amminoacido
glicogeno polisaccaridi animale �-glucosio
DNA acidi nucleici animale e vegetale nucleotide
15 In alto a sinistra: outside the cell In alto a destra: proteins
In basso a sinistra: inside the cell In basso a destra: phosphoglycerides